RESUMO

Com intuito de determinar a dureza da água de torneira realizou-se este

experimento. Para tal usamos procedimentos complexométricos e EDTA como titulante.

Após os cálculos concluímos que a água da torneira não está dentro do padrão da

legislação brasileira e que sua dureza é igual 38,8 mg de CaCO3/L.

INTRODUÇÃO

Historicamente, a “dureza” de uma água foi definida em termos da capacidade dos

cátions na água em deslocar os íons sódio ou potássio em sabões e formar produtos

poucos solúveis que produzem uma espécie de resíduo que adere às pias e banheiras. A

maioria dos cátions com cargas múltiplas compartilha dessa propriedade. [1]

Denomina-se dureza total a soma das durezas individuais atribuídas à presença de

íons cálcio de magnésio. Outro cátion que se encontram associados a estes dois, tais

como: ferro, alumínio, cobre e zinco, são geralmente mascarados ou precipitados antes

da determinação. [2]

A composição química da água e, portanto, a sua dureza depende em grande

parte do solo da qual procede. Assim águas brandas são encontradas em solos

basálticos, areníferos e graníticos, enquanto que as águas que procedem de solos

calcários apresentam freqüentemente durezas elevadas. [2]

Em numerosos processos industriais, tais como fábricas de cervejas, conservas de

papel e celulose, e muitas outras, requerem águas brandas. Para o caso de lavanderias às

águas duras ocasionam um elevado consumo de sabão (em conseqüência da formação

de sabões insolúveis de cálcio de magnésio) e resultam em danos para os tecidos. [2]

Outro fato importante a considerar que as águas duras formam crostas em cadeiras

de vapor, ocasionando, dessa maneira, elevadas perdas de calor além de contribuir para

a ocorrência de explosões. Mediante um controle periódico, utilizando-se titulações com

EDTA, torna-se possível garantir maior segurança para essas instalações industriais. [2]

A água dura é geralmente determinada por meio de uma titulação com EDTA

após a amostra ter sido tamponada a pH 10. O magnésio, que forma o complexo menos

estável com EDTA, dentre todos os cátions multivalentes comuns nas amostras típicas

de água, não é titulado até que tenha sido adicionado reagente suficiente para complexar

todos os outros cátions na amostra. [1]

1

Portanto, um indicador para o íon magnésio como a calmagita ou Negro de

Eriocromo T pode servir como indicador nas titulações de água dura. Além disso, é

freqüente a adição de uma pequena quantidade de quelato magnésio-EDTA ao tampão

ou titulante para assegurar a presença de íons magnésio suficientes para uma ação

satisfatória do indicador. [1]

Equações envolvidas no processo:

Ca2+ + H2Y2- ↔ CaY2- + 2H+ (1)

Ca2+ + MgY2- ↔ CaY2- + Mg2+ (2)

Mg2+ + HIn2- ↔ MgIn- + H+ (3)

MgIn- + H2Y2-↔ MgY2- + HIn2- + H+ (4)

Onde Y é a molécula de EDTA sem hidrogênios e HIn2- é o indicador metalocrômico

apropriado. [2]

OBJETIVOS

Este experimento tem como objetivo determinar a dureza da água de

torneira, através de procedimentos complexométricos. Explicar porque o tampão

NH3/NH4Cl deve ser adicionado antes do indicador utilizado. Além de determinar o que

deve ser feito para eliminar ferro e cobre (em teores significativos) e que porventura

estejam em solução.

PROCEDIMENTOS

Inicialmente, adicionou-se em uma pipeta o volume de 50 mL de uma amostra

desconhecida (água de torneira). Em seguida, esse conteúdo foi transferido para um

Erlenmeyer de 250 mL. Para cada alíquota, adicionou-se primeiro 3,00 mL de solução

tampão NH3/NH4Cl. Depois disso, adicionou-se 2 gotas do indicador negro de

eriocromo T. Posteriormente, o Elermeyer contendo a amostra desconhecida foi titulado

com solução de EDTA 0, 0006 mols L-1 usando-se uma bureta de 50 mL. Realizou-se

essa mesma seqüência para o preparo de outras duas amostras. Após a realização da 1ª

titulação o volume gasto de EDTA foi anotado, sendo que, para realizar a 2ª titulação, a

bureta foi preenchida até a marca de 50 mL. O mesmo procedimento foi adotado para

2

titular a terceira amostra. Portanto foram obtidos os seguintes volumes de EDTA na

titulação das amostras: V1= 32,1 mL, V2= 32,6 mL e V3= 32,1 mL.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

A dureza da água refere-se à concentração total de íons alcalino-terrosos (Grupo

2) presentes na água [2]. É causada pela presença de sais minerais dissolvidos,

principalmente de cátions bivalentes, incluindo cálcio, magnésio, ferro, zinco e outros.

A concentração dos cátions [Ca2+] e [Mg2+] são normalmente muito maiores do

que as concentrações dos outros íons alcalino-terrosos, a dureza pode ser igualada a

[Ca2+] + [Mg2+]. A dureza é normalmente expressa como o número de miligramas de

CaCO3 por litro. Assim, se [Ca2+] + [Mg2+] = 1mM, dizemos que a dureza é 100 mg de

CaCO3 por litro, pois 100 mg de CaCO3 = 1mmol de CaCO3.[2]

A titulação com EDTA é realizada em pH = 10. Um tampão deve ser

adicionado antes do Èrio T, de tal modo que pequenas quantidades de ferro presentes na

amostra precipite sob forma de hidróxido de ferro, impedindo sua reação com o

indicador. Se este procedimento não for adotado o indicador será bloqueado, já que o

ferro forma um complexo muito estável com o Èrio T. [1] Por esse motivo, usa-se uma

solução tampão amoniacal (NH3/NH4Cl) que permite determinar a concentração total

de Ca2+ e Mg2+ presente na água.[3] Dentre todos os cátions multivalentes comuns nas

amostras típicas de água “o magnésio, que forma o complexo menos estável com

EDTA, não é titulado até que tenha sido adicionado reagente suficiente para complexar

todos os outros cátions na amostra. [2]

Fig1: ESTRUTURA DO EDTA

3

Abaixo segue os cálculos para determinação de íons Mg+2 e Ca+2. Os volumes

gastos de EDTA foram anotados, assim que, se atingiu o ponto final da titulação,

quando o indicador negro de eriocromo T mudou sua coloração de vinho avermelhado

para azul .

Ao adicionar gotas do indicador:

HInd2- + Ca2+ ↔ CaInd- + H+ (1)

(substância de cor azul) (complexo de cor vermelha)

Ao adicionar EDTA:

Ca2+ + Y4- ↔ CaY2- (2)

(incolor) (incolor)

Esgotando-se o Ca2+ livre, o ETDA passou a complexar o Ca2+ do quelato, CaInd-,

expulsando o indicador:

CaInd- + Y4- + H+ ↔ CaY2- + HInd- (3)

(complexo de cor vermelha) (complexo incolor)

Tabela 1 : Volumes gastos de EDTA

1ª Titulação V1=32,1 mL

2ª Titulação V2=32,6 mL

3ª Titulação V3=32,1 mL

Com titulações utilizando-se EDTA as equações envolvidas no processo são:

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CaCO3 + EDTA↔EDTA-Ca + EDTA-Mg (4)

Ca2+ + H2Y2- ↔ CaY2- + 2H+ (5)

Ca2+ + MgY2- ↔CaY2- + Mg2+ (6)

Mg2+ + HIn2-↔ MgIn- + H+ (7)

MgIn- + H2Y2- ↔ MgY2- + HIn2- + H+ (8)

1ª Titulção

nCaCo3 = nEDTA

nCaCO3= µb .Vb

nCaCO3= 0,0006 x 32,1x10-3L

nCaCO3= 1,926 x 10-5 mols

2ª Titulação

nCaCo3 = nEDTA

nCaCO3= µb .Vb

nCaCO3= 0,0006 x 32,6x10-3L

nCaCO3= 1,956 x 10-5 mols

3ª Titulação

nCaCo3 = nEDTA

nCaCO3= µb .Vb

nCaCO3= 0,0006 x 32,1x10-3L

nCaCO3= 1,926 x 10-5 mol

Obtendo a média do número de mols de EDTA temos:

Sendo x1 = 1, 926 x 10-5 mol, x2 = 1, 956 x 10-5 mol, x3 = 1, 926x 10-5 mol e N = 3,

temos:

Xmédia = 1, 926 x 10 -5 mol+ 1, 956x10 -5 mol +1, 926 x 10 -5 mol = 1, 936 x 10-5 mol

3

5

Desvio-padrão = s =     = 1, 732 x10-7

A partir dos cálculos percebe-se que o número de mols de CaCO3 presente na

água é aproximadamente (193,6 x 10-7 ± 1,732 x 10-7) mols.

Dessa maneira podemos obter o número de íons Ca+2 e Mg+2 presente na solução

Massa molar do CaCO3 = 100,1 g/mol

1 mol de CaCO3 ______________________ 100,1 g

1,936 x 10-5 mol ________________________x g

X = 1,94 x 10 -3 g de CaCO3

1,94 x 10 -3 g CaCO3___________________ 50 mL de água

y g de CaCO3 _______________________________1000 mL de água

y= 38,8 mg/L de CaCO3

O resultado encontrado de 38,8 mg/L de CaCO3. Pode-se então concluir também

que 38,8 mg/L é a quantidade de íons Ca2+ e Mg2+ presente na amostra de água

analisada.

A nitidez do ponto final da titulação aumenta com o pH, mas este não pode ser

aumentado indefinidamente para não ocorrer precipitação de CaCO3 ou Mg(OH)2. Além

do mais, o complexo muda de cor em valores de pH elevados. O outro fator que

melhora a nitidez do ponto final é a presença de magnésio que deve ser adicionada em

pequena quantidade na forma de um sal complexometricamente neutro de EDTA.

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Alguns metais como ferro e cobre interferem no método causando um

enfraquecimento do ponto final tornando-o, às vezes, indistinto. Esta interferência pode

ser reduzida pela adição do inibidor MgCDTA (1,2 - ciclohexonodiaminatetracetato de

magnésio), o qual tem vantagem de não ser tóxico e/ou malcheiroso, mas libera algum

magnésio na solução contribuindo para a dureza. Os inibidores I(NaCN) e II(Na2S)

podem ser escolhidos conforme as concentrações de interferentes representados na

Tabela 2.

Tabela 2 - Concentrações máximas permissíveis de interferentes para a seleção de

inibidores. 

Com base num volume de 25mL de amostra diluído para 50ml.

  Máxima concentração

interferente

Interferente (mg / L)

  Inibidor I Inibidor II

Alumínio 20 20

Bário * *

7

Cádmio * 20

Chumbo * 20

Cobalto mais de 20 0,3

Cobre mais de 30 20

Estrôncio  * *

Ferro mais de 30 5

Manganês

(Mn+)

* 1

Níquel mais de 20 0,3

Zinco * 200

Polifosfatos * 10

* titulado como dureza

A eliminação de matéria orgânica suspensa ou coloidal que também interfere na

definição do ponto final é feita pela evaporação da amostra e ignição do resíduo a

550°C durante 15 minutos. O resíduo ignizado é, então, dissolvido com 20 mL de ácido

clorídrico 1M, neutralizado para uma PH= 7 com NaOH 1M e diluído para 50ml com

água destilada. 

CONCLUSÃO

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De acordo com a Legislação Brasileira, os níveis ideais de dureza da água

situam-se entre 40mg/L e 170mg/L de carbonato de cálcio (CaCO3), sendo o valor

médio de 80mg/L de CaCO3, não apresentando assim, risco à saúde humana. Como o

valor obtido, na prática, para avaliação da dureza da amostra de água foi de 38,8 mg/L

de CaCO3, pôde-se concluir que a mesma apresenta uma dureza fora dos padrões

exigidos pela Legislação Brasileira, estando consideravelmente abaixo do valor mínimo

exigido, sendo assim classificada como água mole. Portanto a água que sai da torneira é

imprópria para o consumo, podendo trazer vários problemas de saúde caso seja ingerida

sem o tratamento necessário.

BIBLIOGRAFIA

[1] BACCAN, N.; Andrade, J.C., Godinho, O.E.S.; Barone, J.S. Química

Analítica Quantitativa Elementar, 3ª edição, São Paulo: Edgar Blücher, 2001, 260 p.

[2] SKOOG; WEST; HOLLER; CROUCH. Fundamentos de Química Analítica,

Thomson, 2006,456 p.

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